핵심 개념
le Chatelier의 원칙 화학적 평형과 관련하여 가장 중요한 개념 중 하나입니다. 다양한 조건에서 평형 상태에서 시스템의 동작을 예측할 수 있습니다. 이 튜토리얼에서는 Le Chatelier의 원칙의 정의와 변화하는 농도, 온도 및 압력에 적용되는 방법을 다룰 것입니다.
.다른 기사에서 다루는 주제
- 가스 압력
- Dalton의 부분 압력법
- 화학 반응이 쉬워졌습니다
- 일반적인 이온 효과
- 반응 속도
개요 :동적 평형
동적 평형 또는 화학적 평형은 전방 반응과 역 반응이 동일한 속도 일 때 화학 반응이 발생하는 상태를 나타냅니다. 생성물 및 반응물의 농도는 모두 일정하게 유지됩니다. 이것은 반응물과 생성물의 농도가 반드시 동일해야한다는 것을 의미하지는 않습니다. 형성 속도가 동일하기 때문에 농도가 변하지 않는다는 것을 의미하지 않습니다.
화학적 평형과 동적 평형은 대부분의 경우 동일하지만 기술적으로는 화학적 변화가없는 동적 평형의 경우를 가질 수 있습니다.
Le Chatelier의 원칙은 무엇입니까?
Le Chatelier의 원칙에 따라 :동적 평형 상태의 시스템이 조건의 변화에 의해 방해되는 경우 평형 위치는 변화에 대항하기 위해 이동합니다. 특히 다른 경우에 이것이 어떻게 적용되는지 살펴 보겠습니다.
동적 평형의 특정 사례에 Le Chatelier의 원칙이 어떻게 적용됩니까?
다음 몇 가지 설명을 위해 다음 화학 평형의 예를 사용해 보겠습니다.
n 2 (g) + 3H 2 (g) n 2nh 3 (g)
암모니아 합성에 대한이 유명한 반응은 abber 과정입니다.
1. 농도 변화
반응물 중 하나의 농도를 증가 시키면 평형 위치는 첨가 된 반응물에 대항하기 위해 생성물을 향해 이동합니다. 예를 들어, 더 많은 n 2 인 경우 시스템에 추가되면 H 2 와 반응합니다. . 이것은 결국 더 많은 암모니아를 생산할 것입니다.
마찬가지로, 반응물 중 하나의 농도를 감소 시키면 평형 위치가 왼쪽으로 이동합니다. 이 경우 n 2 인 경우 더 많은 NH 3 를 제거 하였다 반응물로 분해됩니다.
이 같은 개념은 제품이 시스템에서 제거되는 상황에 적용됩니다. 평형의 위치는 변화에 대응하기 위해 오른쪽으로 이동하여 더 많은 제품을 생산합니다.
.2. 압력 변화
압력의 변화는 가스와 관련된 반응에만 적용됩니다. 여기에는 모든 반응물이 가스가 아닌 반응이 포함됩니다.
압력이 증가하면 평형 위치가 압력을 줄이기 위해 이동합니다. 두더지가 적은 가스로 측면으로 이동합니다. 두더지가 적은 가스가있는 측면은 용기의 측면과 충돌 할 가스 분자가 적어 압력을 생성하기 때문입니다. 본질적으로,이 이동은 압력을 줄이기 위해 더 적은 가스의 가스를 생성한다. 이 예에서는 평형이 오른쪽으로 이동합니다. 방정식의 왼쪽 (반응물)은 4 몰의 가스가 있고 오른쪽 (제품)은 2 몰 을가집니다.
마찬가지로, 압력이 감소하면 평형 위치가 압력을 증가시키기 위해 이동합니다. 더 많은 두더지의 가스로 측면으로 이동합니다. 다시 말하지만, 이것은 더 많은 가스 분자를 생산하는 것이며, 이는 용기 벽과 충돌 할 때 더 큰 압력을줍니다. 따라서이 예에서는 평형이 왼쪽으로 이동합니다.
참고 :양쪽에 동일한 수의 가스가있는 경우 압력을 증가 시키거나 감소시키는 것은 평형 위치에 영향을 미치지 않습니다. 유사하게, 불활성 가스의 첨가는 평형 위치에 영향을 미치지 않는다. 총 압력이 증가하지만 다른 가스와 반응하지 않으므로 부분 압력을 증가시키지 않습니다.
시스템 컨테이너의 부피를 증가 시키거나 감소시키는 것은 압력에 영향을 미칩니다. 더 작은 부피로 반응을 전달하면 압력이 증가하고 부피가 커지면 압력이 줄어 듭니다.
3. 온도 변화
이 경우 전방 반응은 발열 성이며, 이는 역 반응이 흡열임을 의미합니다. 온도의 변화를 고려할 때 아는 것이 중요합니다.
온도가 증가하면 평형 위치가 온도를 줄이기 위해 이동하여 여분의 열을 흡수해야합니다. 따라서, 그것은 흡열 반응의 방향으로 이동할 것이다 (흡열 반응이 열을 흡수함에 따라). 이 경우, 우리가 말했듯이, 등 반응은 흡열이므로, 평형 위치는 왼쪽으로 이동합니다.
온도가 감소하면 평형 위치가 온도를 증가시키기 위해 이동하여 여분의 열을 방출해야합니다. 따라서, 그것은 발열 반응의 방향으로 이동할 것이다 (발열 반응이 열을 방출함에 따라). 이 경우, 우리가 말했듯이, 전진 반응은 발열이므로 평형의 위치가 오른쪽으로 이동합니다.
촉매 및 LE Chatelier의 원칙에 대한 참고 사항
촉매의 첨가는 실제로 충격이 없다 평형 위치. 이는 촉매가 전방 반응과 역 반응의 속도를 높이기 때문입니다. 이는 두 요금이 동일한 금액만큼 변경되므로 동일하게 유지됨을 의미합니다.
Le Chatelier의 원리의 예 :코발트 염화물 콤플렉스
코발트 (II) 클로라이드 종종 Le Chatelier의 원칙을 보여주는 데 사용됩니다. 클로라이드의 코발트 용액은 분홍색이지만 충분한 농축 염산이 첨가되면 푸른 복합체가 형성됩니다.
[CO (H 2 o)
더 많은 반응물을 추가하면 용액이 더 파란색으로 변합니다. 더 많은 제품을 추가하면 화학 평형이 왼쪽으로 이동하고 용액이 분홍색으로 변합니다. 바이올렛 인 중간 단계를 쉽게 얻을 수 있습니다. 따라서 더 많은 HCL을 추가하거나 테이블 소금을 첨가하거나 용액을 냉각하면 더 파란색이됩니다. 물을 추가하거나 용액을 가열하면 더 분홍색으로 변합니다.
추가 읽기
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- 산화 환원 반응 이해
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